$$pH =pK_a + log\frac{[A^-]}{[HA]}$$
donde pKa es el logaritmo negativo de la constante de disociación del ácido (Ka), [A-] es la concentración de la base conjugada y [HA] es la concentración del ácido débil.
Sustituyendo los valores dados en la ecuación, obtenemos:
$$pH =-log(7.1 \times 10^{-4}) + log\frac{0}{5}$$
Dado que la concentración de la base conjugada [A-] es inicialmente 0, el término logarítmico se convierte en -∞
$$pH =3,15 - ∞$$
Por lo tanto, el pH de la solución de HA 5 M a 25 grados Celsius no se puede determinar usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch ya que la concentración de la base conjugada es cero, lo que resulta en un valor de pH indefinido.
